高中化學(xué)離子晶體教案大全
離子晶體是指由離子化合物結(jié)晶成的晶體，離子晶體屬于離子化合物中的一種特殊形式，不能稱為分子。接下來是小編為大家整理的高中化學(xué)離子晶體教案大全，希望大家喜歡!
高中化學(xué)離子晶體教案大全一
教學(xué)目標(biāo)：
了解幾種晶體類型(離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體)及其性質(zhì)，了解各類晶體內(nèi)部微粒間的相互作用。能夠根據(jù)晶體的性質(zhì)判斷晶體類型等。
知識(shí)技能：
熟悉三類晶體的代表物結(jié)構(gòu);學(xué)會(huì)計(jì)算晶體中各種微粒的個(gè)數(shù)之比。
能力培養(yǎng)：
通過晶體(或晶胞)結(jié)構(gòu)的觀察，提高學(xué)生的觀察能力。通過對(duì)“晶胞”概念的闡述，力求學(xué)生能夠想象整個(gè)晶體結(jié)構(gòu)，培養(yǎng)學(xué)生的想象能力。通過分析“晶體中的每個(gè)微粒為幾個(gè)晶胞所共有”，計(jì)算“晶體中原子的個(gè)數(shù)、化學(xué)鍵的數(shù)目”等問題的訓(xùn)練，提高學(xué)生分析推理能力。
一.四種晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的比較
晶體類型 離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 定義
離子間通過離子鍵結(jié)合而形成的晶體 分子間通過分子間作用力結(jié)合而形成的晶體 原子間通過共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體 金屬陽離子跟自由電子通過金屬鍵相結(jié)合而形成的晶體 構(gòu)成微粒 陰陽離子 分子 原子 金屬陽離子、自由電子 微粒間作用力 離子鍵 分子間作用力 共價(jià)鍵 金屬鍵 有無分子存在 只有氣態(tài)時(shí)存在單個(gè)分子 存在分子 無分子 無分子 熔點(diǎn)、沸點(diǎn) 較高(少數(shù)受熱易分解) 很低 很高 一般較高有高有低 硬度 硬而脆 硬度較小 很大 有大有小、 導(dǎo)電性
晶體不導(dǎo)電，溶于水或熔化狀態(tài)導(dǎo)電 晶體不導(dǎo)電，溶于水后能電離的其溶液可導(dǎo)電，熔化不導(dǎo)電 不導(dǎo)電(硅是半導(dǎo)體) 易導(dǎo)電 導(dǎo)熱性 不良 不良 不良 良 機(jī)械加工性能 不良 不良 不良 良 物質(zhì)種類
大多數(shù)鹽類、強(qiáng)堿、活潑金屬氧化物 氣體、多數(shù)非金屬單質(zhì)、酸、多數(shù)有機(jī)物 金剛石、晶體硅、晶體二氧化硅、碳化硅、硼、氮化硅 金屬與合金 實(shí)例
Na2O NaCl 干冰、碘 金剛石、晶體硅 Na/Mg/Al 注意：
1、離子晶體中一定含 離子 鍵，可能含 鍵。熔化時(shí)只破壞 離子 鍵 。
2、分子晶體中一定含分子間作用力，不一定都含 共價(jià) 鍵。熔化時(shí)只破壞 分子間作用力
3、原子晶體中只含 共價(jià) 鍵，熔化時(shí)只破壞 共價(jià)
二.晶體類型的判斷。
(一)、根據(jù)各類晶體的定義判斷：
根據(jù)構(gòu)成晶體的粒子和粒子間的作用力類別進(jìn)行判斷。如由陰、陽離子間通過離子鍵結(jié)合而形成的晶體屬于離子晶體;由分子間通過分子間作用力(包括氫鍵)相結(jié)合形成的晶體屬于分子晶體;由相鄰原子間通過共價(jià)健相結(jié)合形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體屬于原子晶體。由金屬陽離子和自由電子之間通過較強(qiáng)烈的相互作用(金屬鍵)形成的晶體屬于金屬晶體。
(二)、根據(jù)物質(zhì)所屬類別判斷：
1.活潑金屬氧化物(Na2O、CaO、Na2O2等)、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)鹽類屬于離子晶體(AlCl3、BeCl2例外，屬于分子晶體);
2.大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅、硼外)、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、酸和大多數(shù)有機(jī)物(除有機(jī)鹽外)以及惰性氣體均屬于分子晶體;
3.金屬單質(zhì)(除汞外)和合金屬于金屬晶體;
4.金剛石、晶體硅、晶體二氧化硅、碳化硅、硼、氮化硅等屬于原子晶體(一般只要記住前四個(gè)就可以了)。
(三)、根據(jù)各類晶體的特征性質(zhì)判斷(主要是根據(jù)物質(zhì)的物理性質(zhì)如熔沸點(diǎn)、溶解性、導(dǎo)電性等進(jìn)行判斷)：
1.根據(jù)晶體的熔、沸點(diǎn)判斷：
熔沸點(diǎn)低的單質(zhì)和化合物一般為分子晶體;熔沸點(diǎn)較高的化合物一般為離子晶體;熔沸點(diǎn)很高的一般為原子晶體。
2.依據(jù)導(dǎo)電性判斷：
離子晶體處于固態(tài)時(shí)不導(dǎo)電，溶于水及熔化狀態(tài)時(shí)，能夠?qū)щ?原子晶體不導(dǎo)電;分子晶體固態(tài)及液態(tài)均不導(dǎo)電，但溶于水后由于電離形成自由移動(dòng)的離子也能夠?qū)щ?如HCl、H2SO4等)，但屬于非電解質(zhì)(如酒精、蔗糖等)的分子晶體的水溶液不導(dǎo)電;金屬晶體是電的良導(dǎo)體。
3.根據(jù)硬度和機(jī)械強(qiáng)度判斷：
離子晶體硬度較大難于壓縮;原子晶體硬度大;金屬晶體多數(shù)硬度較大，但也有較低的，且具有金屬光澤，有延展性;分子晶體硬度小且較脆。
(四)、通過實(shí)驗(yàn)方法進(jìn)行判斷：
主要適合于判斷某化合物是離子晶體還是分子晶體，例如可通過將某晶體化合物加熱至熔融狀態(tài)，測(cè)試其能否導(dǎo)電?若能導(dǎo)電，則證明該化合物是離子化合物，屬于離子晶體。
三.晶體熔沸點(diǎn)的比較
(1)對(duì)于晶體類型不同的物質(zhì)，一般來講：原子晶體>離子晶體>分子晶體，而金屬晶體的熔點(diǎn)范圍很廣。
(2)原子晶體：原子晶體原子間鍵長越短、鍵能越大，共價(jià)鍵越穩(wěn)定，物質(zhì)熔沸點(diǎn)越高，反之越低。如：
金剛石(C—C)>碳化硅(Si—C)>晶體硅 (Si—Si)。
(3)離子晶體：離子晶體中陰、陽離子半徑越小，電荷數(shù)越高，則離子鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高，反之越低。
如KF>KCl>KBr>KI，CaO>KCl。
(4)金屬晶體：金屬晶體中金屬原子的價(jià)電子數(shù)越多，原子半徑越小，金屬陽離子與自由電子靜電作用越強(qiáng)，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高，反之越低。如：Na<mg<al。< p="">
合金的熔沸點(diǎn)一般說比它各組份純金屬的熔沸點(diǎn)低。如鋁硅合金<純鋁(或純硅)。
(5)分子晶體：分子晶體分子間作用力越大物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高，反之越低。(具有氫鍵的分子晶體，熔沸點(diǎn)反常地高)如：H2O>H2Te>H2Se>H2S，C2H5OH>CH3—O—CH3。
?、?組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高。 如：CH4<sih4<geh4<snh4。< p="">
?、?組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)(相對(duì)分子質(zhì)量相近)，分子極性越大，其熔沸點(diǎn)就越高，如熔沸點(diǎn)
CO>N2，CH3OH>CH3—CH3。
?、?在高級(jí)脂肪酸形成的油脂中，不飽和程度越大，熔沸點(diǎn)越低。如：
C17H35COOH>C17H33COOH;
硬脂酸 油酸
?、? 烴、鹵代烴、醇、醛、羧酸等有機(jī)物一般隨著分子里碳原子數(shù)增加，熔沸點(diǎn)升高，如C2H6>CH4，C2H5Cl>CH3Cl，CH3COOH>HCOOH。
?、?同分異構(gòu)體：鏈烴及其衍生物的同分異構(gòu)體隨著支鏈增多，熔沸點(diǎn)降低。如： (正)>CH3CH2CH(CH3)2(異)>(CH3)4C(新)。芳香烴的異構(gòu)體有兩個(gè)取代基時(shí)，熔點(diǎn)按對(duì)、鄰、間位降低。(沸點(diǎn)按鄰、間、對(duì)位降低)
四.幾種典型晶體結(jié)構(gòu)
從鍵的形成、空間構(gòu)形、鍵角、最小環(huán)上的離子數(shù)、微粒與共價(jià)鍵數(shù)比值、離子之間的關(guān)系和距離的求算等，進(jìn)行討論、分析。
1.氯化鈉晶體(簡單立方)
?、倜總€(gè)鈉離子周圍同時(shí)吸引著__6_個(gè)氯離子，
②每個(gè)鈉離子周圍同時(shí)吸引著__12_個(gè)鈉離子。
?、垅c離子與其等距緊鄰的6個(gè)氯離子圍成的空間構(gòu)型為 正八面體
④每個(gè)氯化鈉晶胞中含有 4 個(gè)Na+ 4個(gè) Cl-
2.氯化銫晶體(體心立方)
?、倜總€(gè)Cs+周圍同時(shí)吸引著 8 個(gè)Cl-
?、诿總€(gè)Cl-周圍同時(shí)吸引著 8 個(gè)Cs+
③每個(gè)Cs+周圍與它最近且距離相等的Cs+共有6__ 個(gè)
?、苊總€(gè)Cl-周圍與它最近且距離相等的Cl- 共有_6_ 個(gè)
⑤每個(gè)氯化銫晶胞中含有 1 個(gè)Cs+ 1 個(gè) Cl-
3.干冰(面心立方)
?、倥cCO2分子距離最近的CO2分子共有 12 個(gè)
?、诿總€(gè)二氧化碳晶胞中含有 4 個(gè)CO2分子
4.金剛石
①每個(gè)碳原子與周圍的 4 個(gè)碳原子相連，這五個(gè)碳原子形成 正四面體 結(jié)構(gòu)。兩條碳碳鍵的夾角為 109028;
?、谧钚…h(huán)為 6 元環(huán)，這幾個(gè)碳原子 不再 同一個(gè)平面上。每個(gè)環(huán)平均擁有 0.5 個(gè)碳原子
?、垡荒柦饎偸?2 摩爾碳碳鍵
5.石墨
?、偈且环N層狀結(jié)構(gòu)的 混合 型晶體，層內(nèi)存在 共價(jià)鍵 ，
高中化學(xué)離子晶體教案大全二
第四節(jié)離子晶體1 班級(jí) 教學(xué)目標(biāo)
知識(shí)與
技能 1、理解離子晶體的結(jié)構(gòu)模型及其性質(zhì)的一般特點(diǎn)。
2、了解離子晶體中離子晶體配位數(shù)及其影響因素。
3、了解決定離子晶體結(jié)構(gòu)的重要因素。 過程
與
方法 通過學(xué)習(xí)離子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)，培養(yǎng)運(yùn)用知識(shí)解決實(shí)際問題的能力，培養(yǎng)學(xué)生的空間想像能力 情感
態(tài)度與價(jià)值觀 通過學(xué)習(xí)離子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)，激發(fā)學(xué)生探究熱情與精神。進(jìn)一步認(rèn)識(shí)“結(jié)構(gòu)決定物質(zhì)性質(zhì)”的客觀規(guī)律 重、難點(diǎn) 重點(diǎn) 離子晶體的結(jié)構(gòu)模型及其性質(zhì)的一般特點(diǎn);離子晶體配位數(shù)及其影響因素。 難點(diǎn) 離子晶體配位數(shù)及其影響因素。 教學(xué)用具 PPT 課時(shí)安排 3.4.1離子晶體 教 學(xué) 過 程 一、引入新課
[引入]
1、什么是離子鍵?什么是離子化合物?
2、下列物質(zhì)中哪些是離子化合物?哪些是只含離子鍵的離子化合物?
Na2O NH4Cl O2 Na2SO4 NaCl CsCl CaF2
3、我們已經(jīng)學(xué)習(xí)過幾種晶體?它們的結(jié)構(gòu)微粒和微粒間的相互作用分別是什么?
二、新課教學(xué)
【探】
[引入]
1、什么是離子鍵?什么是離子化合物?
2、我們已經(jīng)學(xué)習(xí)過幾種晶體?它們的結(jié)構(gòu)微粒和微粒間的相互作用分別是什么?
3.離子晶體是如何形成的?有何特點(diǎn)?
4.有哪些分類?
【議】
1、什么是離子鍵?什么是離子化合物?
2、什么事晶體?其結(jié)構(gòu)微粒和微粒間的相互作用分別是什么?
3.離子晶體是如何形成的?有何特點(diǎn)?
4.離子晶體的配位數(shù)是什么?
5.離子晶體有哪些結(jié)構(gòu)模型?影響因素?
【展】
小組討論后回答問題
【授】
一、離子晶體
1、定義：由陽離子和陰離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體。
[講]在離子晶體中，陰陽離子間只存在離子鍵。不存在分子，而化學(xué)式表示為晶體中陰陽離子個(gè)數(shù)的最簡化。陰陽離子采用不等徑密堆積。
[板書]2、構(gòu)成微粒：陰陽離子
3、微粒間的作用：陰陽離子間以離子鍵結(jié)合，離子內(nèi)可能有共價(jià)鍵
[講]離子晶體不一定含有金屬陽離子，如NH4Cl為離子晶體，不含有金屬陽離子，但一定含有陰離子。
[講]離子晶體種類繁多，結(jié)構(gòu)多樣，圖3—27給出了兩種典型的離子晶體的晶胞。我們來研究晶體中的配位數(shù)(在離子晶體中離子的配位數(shù)(縮寫為C N)是指一個(gè)離子周圍最鄰近的異電性離子的數(shù)目)。
[講] 顯而易見，NaCl和CsCl是兩種不同類型的晶體結(jié)構(gòu)。晶體中正負(fù)離子的半徑比(r+/r-)是決定離子晶體結(jié)構(gòu)的重要因素，簡稱幾何因素。
[板書]4、配位數(shù)：與中心離子(或原子)直接成鍵的離子(或原子)稱為配位離子(原子)。
[講]配位離子的數(shù)目稱為配位數(shù)。
[板書]5、結(jié)構(gòu)模型：
(1) 氯化鈉晶體
講]由下圖氯化鈉晶體結(jié)構(gòu)模型可得：每個(gè)Na+緊鄰6個(gè)Cl-，每個(gè)Cl-緊鄰6個(gè)Na+(上、下、左、右、前、后)，這6個(gè)離子構(gòu)成一個(gè)正八面體。設(shè)緊鄰的Na+與Cl-間的距離為a，每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離緊鄰(同層4個(gè)、上層4個(gè)、下層4個(gè))。由均攤法可得：該晶胞中所擁有的Na+數(shù)為4個(gè) ， Cl-數(shù)為4個(gè)，晶體中Na+數(shù)與Cl-數(shù)之比為1：1，則此晶胞中含有4個(gè)NaCl結(jié)構(gòu)單元。
[板書](2)氯化銫晶體
[講]每個(gè)Cs+緊鄰8個(gè)Cl-，每個(gè)Cl-緊鄰8個(gè)Cs+，這8個(gè)離子構(gòu)成一個(gè)正立方體。設(shè)緊鄰的Cs+與Cs+間的距離為a，則每個(gè)Cs+與6個(gè)Cs+等距離緊鄰(上、下、左、右、前、后)。晶體中的Cs+與Cl-數(shù)之比為1：1。
[講] 上面兩例中每種晶體的正負(fù)離子的配位數(shù)相同，是由于正負(fù)離子電荷(絕對(duì)值)相同，于是正負(fù)離子的個(gè)數(shù)相同，結(jié)果導(dǎo)致正負(fù)離子配位數(shù)相等，如在NaCl中，Na+擴(kuò)和C1-的配位數(shù)均為6。如果正負(fù)離子的電荷不同，正負(fù)離子的個(gè)數(shù)必定不相同，結(jié)果，正負(fù)離子的配位數(shù)就不會(huì)相同。這種正負(fù)離子的電荷比也是決定離子晶體結(jié)構(gòu)的重要因素，簡稱電荷因素。例如，在CaF2晶體中，Ca2+和F-的電荷比(絕對(duì)值)是2：l，Ca2+和F-的個(gè)數(shù)比是l：2，如圖3—29所示。Ca2+的配位數(shù)為8，F(xiàn)-的配位數(shù)為4。此外，離子晶體的結(jié)構(gòu)類型還取決于離子鍵的純粹程度(簡稱鍵性因素)。
[板書]6、影響因素：
(1) 幾何因素：晶體中正負(fù)離子的半徑比(r+/r-)。
[講]離子鍵無飽和性和方向性，但成鍵時(shí)因離子半徑?jīng)Q定了陰陽離子參加成鍵的數(shù)目是有限的。陰陽離子半徑比值越大，配位數(shù)就越大。
[板書](2) 電荷因素：正負(fù)離子的電荷比。
(3) 鍵性因素：離子鍵的純粹程度。
[講] 在離子晶體中，離子間存在著較強(qiáng)的離子鍵，要克服離子間的相互作用使物質(zhì)熔化和沸騰，就需要較多的能量。因此，離子晶體具有較高的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)和難揮發(fā)的性質(zhì)。
[板書]7、離子晶體特點(diǎn)：
(1) 較高的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)，難揮發(fā)、難于壓縮。
高中化學(xué)離子晶體教案大全三
【知識(shí)與技能】
1、通過復(fù)習(xí)鈉與氯形成氯化鈉的過程，使學(xué)生理解離子鍵的概念、形成過程和特點(diǎn)。
2、理解離子晶體的概念、構(gòu)成及物理性質(zhì)特征，掌握常見的離子晶體的類型及有關(guān)晶胞的計(jì)算。
【過程與方法】
復(fù)習(xí)離子的特征，氯化鈉的形成過程，并在此基礎(chǔ)上分析離子鍵的成鍵微粒和成鍵性質(zhì)，培養(yǎng)學(xué)生知識(shí)遷移的能力和歸納總結(jié)的能力。
在學(xué)習(xí)本節(jié)的過程中，可與物理學(xué)中靜電力的計(jì)算相結(jié)合，晶體的計(jì)算與數(shù)學(xué)的立體幾何、物理學(xué)的密度計(jì)算相結(jié)合。
【情感態(tài)度與價(jià)值觀】
通過本節(jié)的學(xué)習(xí)，進(jìn)一步認(rèn)識(shí)晶體，并深入了解晶體的內(nèi)部特征。
[板書計(jì)劃]
第四節(jié) 離子晶體
一、離子晶體：由陽離子和陰離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體。
1、幾何因素：晶體中正負(fù)離子的半徑比(r+/r-)。
2、電荷因素：正負(fù)離子的電荷比。
3、鍵性因素：離子鍵的純粹程度。
4、離子晶體特點(diǎn)：硬度較大、難于壓縮、較高的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)。
二、晶格能
1、定義：氣態(tài)離子形成l摩離子晶體釋放的能量，通常取正值。
2、規(guī)律：晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，而且熔點(diǎn)越高，硬度越大。
【教案設(shè)計(jì)】 【問題引入】
1、鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的?你能用電子式表示氯化鈉的形成過程嗎?
2、根據(jù)元素的金屬性和非金屬性差異，你知道哪些原子之間能形成離子鍵?
【板書】 第二單元 離子鍵 離子晶體
§3-2-1離子鍵的形成
一、離子鍵的形成
【學(xué)生活動(dòng)】寫出鈉在氯氣中燃燒的化學(xué)方程式;
思考：鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的?請(qǐng)你用電子式表示氯化鈉的形成過程。
【過渡】以陰、陽離子結(jié)合成離子化合物的化學(xué)鍵，就是離子鍵。
【板書】1、離子鍵的定義：使陰、陽離子結(jié)合成離子化合物的靜電作用
2. 離子鍵的形成過程
【講解】以 NaCl 為例，講解離子鍵的形成過程：
電子轉(zhuǎn)移形成離子：一般達(dá)到稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)
【學(xué)生活動(dòng)】
分別達(dá)到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，形成穩(wěn)定離子。
2)判斷依據(jù)：元素的電負(fù)性差要比較大
【講解】元素的電負(fù)性差要比較大，成鍵的兩元素的電負(fù)性差用△X表示，當(dāng) △X > 1.7， 發(fā)生電子轉(zhuǎn)移， 形成離子鍵;
當(dāng)△X < 1.7， 不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移， 形成共價(jià)鍵.
【說明】：但離子鍵和共價(jià)鍵之間， 并非嚴(yán)格截然可以區(qū)分的. 可將離子鍵視為極性共價(jià)鍵的一個(gè)極端， 而另一極端為非極性共價(jià)鍵. 如圖所示：
化合物中不存在百分之百的離子鍵， 即使是 NaF 的化學(xué)鍵之中， 也有共價(jià)鍵的成分， 即除離子間靠靜電相互吸引外， 尚有共用電子對(duì)的作用. X > 1.7， 實(shí)際上是指離子鍵的成分(百分?jǐn)?shù))大于50%.
【小結(jié)】：
1、活潑的金屬元素(IA、IIA)和活潑的非金屬元素(VIA、VIIA)形成的化合物。
2、活潑的金屬元素和酸根離子(或氫氧根離子)形成的化合物
3、銨根和酸根離子(或活潑非金屬元素離子)形成的鹽。
【板書】二、用電子式表示離子化合物的形成
【練習(xí)】1、寫出下列微粒的電子式：(1)Na+、Mg2+、Cl-、O2-、
(2)NaCl MgO MgCl
小結(jié)：離子化合物電子式的書寫
1.簡單陰離子的電子式不但要表達(dá)出最外層所有電子數(shù)(包括得到的電子)，而且用方括號(hào)“[ ]”括起來，并在右上角注明負(fù)電荷數(shù)
2.簡單陽離子的電子式就是離子符號(hào)
3.離子化合物的電子式由陰離子和陽離子電子式組成，相同的離子不能合并
【練習(xí)】2、用電子式表示NaCl、K2S的形成過程
小結(jié)：用電子式表示離子鍵的形成過程
1.左邊是組成離子化合物的各原子的電子式 ， 右邊是離子化合物的電子式
2.連接號(hào)為“ ”
3.用 表示電子轉(zhuǎn)移的方向
【板書】三、離子鍵的實(shí)質(zhì)
思考：從核外電子排布的理論思考離子鍵的形成過程
【板書】： 實(shí)質(zhì)是靜電作用
靠靜電吸引， 形成化學(xué)鍵 體系的勢(shì)能與核間距之間的關(guān)系如圖所示：
橫坐標(biāo)： 核間距r。 縱坐標(biāo)： 體系的勢(shì)能 V。 縱坐標(biāo)的零點(diǎn)： 當(dāng) r 無窮大時(shí)， 即兩核之間無限遠(yuǎn)時(shí)， 勢(shì)能為零. 下面來考察 Na+ 和 Cl- 彼此接近時(shí)， 勢(shì)能V的變化。
從圖中可見：
r >r0， 當(dāng) r 減小時(shí)， 正負(fù)離子靠靜電相互吸引， V減小， 體系穩(wěn)定.
r = r0 時(shí)， V有極小值， 此時(shí)體系最穩(wěn)定. 表明形成了離子鍵.
r < r0 時(shí)， V 急劇上升， 因?yàn)?Na+ 和 Cl- 彼此再接近時(shí)， 相互之間電子斥力急劇增加， 導(dǎo)致
勢(shì)能驟然上升.
因此， 離子相互吸引，保持一定距離時(shí)， 體系最穩(wěn)定， 即當(dāng)靜電引力與靜電斥力達(dá)到平衡時(shí)，形成穩(wěn)定的離子鍵，整個(gè)體系達(dá)到能量最低狀態(tài)。
【板書】四、離子鍵的特征
【講解】通常情況下，陰、陽離子可以看成是球形對(duì)稱的，其電荷分布也是球形對(duì)稱的，只要空間條件允許，一個(gè)離子可以同時(shí)吸引多個(gè)帶相反電荷的離子。因此離子鍵沒有方向性和飽和性。
【討論】就NaCl的晶體結(jié)構(gòu)，交流你對(duì)離子鍵沒有飽和性和方向性的認(rèn)識(shí)
【板書】 (1)離子鍵無方向性
(2)離子鍵無飽和性
【板書】五、 離子鍵的強(qiáng)度——晶格能
(1). 鍵能和晶格能
【講解】以 NaCl 為例：
鍵能：1mol 氣態(tài) NaCl 分子， 離解成氣體原子時(shí)， 所吸收的能量. 用Ei 表示：
【板書】(2).晶格能(符號(hào)為U)：
拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量
【講解】在離子晶體中，陰、陽離子間靜電作用的大小用晶格能來衡量。晶格能(符號(hào)為U)是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。
例如：拆開 1mol NaCl 晶體使之形成氣態(tài)鈉離子和氯離子時(shí)， 吸收的能量. 用 U 表示：
NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) U= 786 KJ.mol-1
晶格能 U 越大，表明離子晶體中的離子鍵越牢固。一般而言，晶格能越大，離子晶體的 離子鍵越強(qiáng). 破壞離子鍵時(shí)吸收的能量就越多，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高，硬度越大。鍵能和晶格能， 均能表示離子鍵的強(qiáng)度， 而且大小關(guān)系一致. 通常， 晶格能比較常用.
【板書】(3). 影響離子鍵強(qiáng)度的因素——離子的電荷數(shù)和離子半徑
【思考】由下列離子化合物熔點(diǎn)變化規(guī)律 ，分析離子鍵的強(qiáng)弱與離子半徑、離子電荷有什么關(guān)系?
(1)NaF NaCl NaBr NaI
988℃ 801℃ 747℃ 660℃
(2)NaF CaF2 CaO
988℃ 1360℃ 2614℃
(提示：Ca2+半徑略大于Na+半徑)
【講解】從離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電引力 出發(fā)， 影響 F 大小的因素有： 離子的電荷數(shù)q 和離子之間的距離 r (與離子半徑的大小相關(guān))
1) 離子電荷數(shù)的影響：電荷高，晶格能大，離子晶體的熔沸點(diǎn)高、硬度大。
NaCl MgO
晶格能(KJ.mol-1) 786 3791
熔點(diǎn)(℃) 801 2852
摩氏硬度 2.5 6.5
2) 離子半徑的影響：半徑大， 導(dǎo)致離子間距大， 晶格能小，離子晶體的熔沸點(diǎn)低、硬度小。
3) 離子半徑概念及變化規(guī)律
將離子晶體中的離子看成是相切的球體， 正負(fù)離子的核間距 d 是r+ 和r- 之和：
離子半徑的變化規(guī)律
a) 同主族， 從上到下， 電子層增加， 具有相同電荷數(shù)的離子半徑增加.
b) 同周期： 主族元素， 從左至右 離子電荷數(shù)升高， 最高價(jià)離子， 半徑最小. 如： 過渡元素， 離子半徑變化規(guī)律不明顯.
c) 同一元素， 不同價(jià)態(tài)的離子， 電荷高的半徑小. 如：
d) 一般負(fù)離子半徑較大; 正離子半徑較小.
e) 周期表對(duì)角線上， 左上元素和右下元素的離子半徑相似. 如： Li+ 和 Mg2+， Sc3+ 和 Zr4+ 的半徑相似.
【小結(jié)】離子電荷數(shù)越大，核間距越小，晶格能越大，離子鍵越牢，離子晶體的熔、沸點(diǎn)越高，硬度越大。
【課后練習(xí)】
1.下列各組數(shù)值表示有關(guān)元素的原子序數(shù)，其中所表示的各組原子能以離子鍵結(jié)合成穩(wěn)定化合物的是( )
A.1與6 B.2與8 C.9與11 D.8與14
2.用電子式表示下列物質(zhì)的結(jié)構(gòu)：NaOH、Ca(ClO)2。
3.離子化合物 LiCl、NaCl、KCl、RbCl和CsCl熔點(diǎn)由高到底的順序是___________________________。
5.某主族元素A的外圍電子排布式為ns1，另一主族元素B的外圍電子排布為ns2np4，
兩者形成的離子化合物的化學(xué)式可能為
A.AB B.A2B C.AB2 D.A2B3
6.下列敘述正確的是 ( )
A.氯化鈉晶體不能導(dǎo)電，所以氯化鈉不是電解質(zhì)
B.氯化鈉溶液能導(dǎo)電，所以氯化鈉溶液是電解質(zhì)
C.熔融的氯化鈉和氯化鈉溶液都能產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子
D.氯化鈉熔融時(shí)不破壞氯化鈉晶體中的離子鍵。
7.NaF、NaI、MgO均為離子化合物，根據(jù)下列數(shù)據(jù)，這三種化合物的熔點(diǎn)高低順序是( )
物質(zhì) ①NaF ②NaI ③MgO 離子電荷數(shù) 1 1 2 鍵長(10-10m) 2.31 3.18 2.10 A. ①>②>③ B. ③>①>② C. ③>②>① D. ②>①>③
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